Equação Global da Reação Química

As reações químicas são, na maioria das vezes, representadas por equações que expressam a formação dos produtos de um modo direto. Ou seja, a equação global de uma reação é aquela que representa apenas os reagentes e produtos, sem demonstrar os processos intermediários participantes. Como exemplo, suponha que a grafite (Carbono) entre em combustão (portanto, um processo exotérmico – com variação de entalpia ΔH_t negativa) através da reação com oxigênio mediante uma fonte de ignição. Assim, essa reação se processa em dois estágios:

1. C_(s) + ½ O_2(g) → CO_(g) ΔH₁ < 0
2. CO_(g) + ½ O_2(g) → CO2_(g) ΔH₂ < 0

A soma das duas equações de cada estágio fornece a equação global da reação de oxidação estequiometricamente completa do carbono (uma vez que, considera-se a existência de 1 mol de oxigênio gasoso para cada 1 mol de carbono; caso essa proporção seja de ½ , apenas CO seria formado – combustão incompleta):

• C_(s) + O_2(g) → CO_2(g) ΔH_t = ΔH₁ + ΔH₂, com ΔH_t <0

Observe que a variação de entalpia calculada a partir da equação global sempre é igual à soma das variações de cada estágio intermediário.

Balanceamento de Equações

Ao realizar o balanceamento de equações, como através do método do íon-elétron, a equação global da reação será aquela cuja soma de todas as semi-reações de oxirredução e de formação de água elimine todos os elétrons representados.
Observe a reação química entre os íons permanganato e nitrito em meio aquoso ácido:
MnO₄^- + NO₂^- + H⁺ → Mn²⁺ + NO₃^- + H₂O
Numa rápida análise, pode-se perceber que o átomo de manganês sofre redução, enquanto o de nitrogênio oxidação. Assim, as semi-reações de oxirredução são as seguintes:
MnO₄^- + 5e^- + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O (lembrando-se que átomos de oxigênio são balanceados com moléculas de água, do mesmo modo que íons de hidrogênio)
NO₂^- + H₂O  → NO₃^- + 2e^- + 2H⁺
Para obter-se a equação global dessa reação deve-se, na soma de todas as semi-equações, cancelar todos os elétrons envolvidos. Portanto, pode-se multiplicar a primeira equação por 2 e a segunda por 5:
2MnO₄^- + 10e^- + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 8H₂O
5NO₂^- + 5H₂O  → 5NO₃^- + 10e^- + 10H⁺

Somando as equações, tem-se:
2MnO₄^- + 5NO₂^- + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5NO₃^- + 3H₂O
Nas reações balanceadas apenas pelo método redox, a equação global também é dada pela soma das semi-reações de oxidação e redução:
Ex.: Al + Co²⁺ → Al³⁺ + Co
Para essa reação, deve-se também balancear as cargas com elétrons, em seguida multiplicar ambas as semi-reações com números que igualem o número de elétrons e somá-las:
Al → Al³⁺ + 3e^- (x 2)
Co²⁺ + 2e^- → Co (x 3), somando as equações:
2Al + 3Co²⁺ →2Al³⁺ + 3Co

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/equacao-global-da-reacao/

Estequiometria

Está consolidado o conceito de que a Química estuda, principalmente, as reações que ocorrem ao se misturar duas ou mais substâncias (reagentes) para produzir outras substâncias, chamados de produtos. Mas quanto de cada reagente deve ser usado para se obter a quantidade de produto desejado? Este é justamente o objeto de estudo da estequiometria.


1. Determinação de fórmulas pela relação de massa

Unidade de massa atômica (u)

Os valores das massas atômicas utilizados são comumente arredondados.
Por exemplo:

Obs.: A massa atômica de um elemento é a média ponderada da massa de seus isótopos. Essa média ponderada leva em conta a quantidade de cada isótopo encontrado na natureza. 

Constante de AvogadroÉ uma constante da natureza que corresponde numericamente ao número de átomos da massa atômica de uma substância.

N = 6,022 . 10²³

Mol: é a massa molecular de uma substância.

Por exemplo:
Massa atômica do hidrogênio: 1 u
Massa atômica do oxigênio: 16 u

2. Cálculos estequiométricos
- Lei de Lavoisier: indica que numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. ("Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma").

- Lei de Proust: indica que uma mesma substância apresenta sempre a mesma proporção dos elementos que a compõem.

- Lei de Gay-Lussac: indica que, nas mesmas condições de temperatura e pressão, os volumes dos gases participantes de uma reação química mantêm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.

Obs.: Em CNTP (condições normais de temperatura e pressão - 273K e 1 atm) um mol de gás ocupa 22,4 L.


As reações químicas devem obedecer a essas leis. Por exemplo, para a obtenção de água deve-se reagir hidrogênio e oxigênio:   Esta é uma equação desbalanceada, pois, a quantidade de átomos de oxigênio do lado esquerdo (reagente 2) é diferente da quantidade de átomos de oxigênio do lado direito (produto 1)

Balanceando a equação:

  A quantidade de átomos dos reagentes é igual à quantidade de átomos dos produtos.


Outro exemplo de equação já balanceada:

Essa proporcionalidade também se estende para as massas moleculares (mols) e para as massas dos reagentes:

2 . 30 + 7 . 32 = 4 . 44 + 6 . 18
60 + 224 = 176 + 108 (I)

284 = 284 → equação equilibrada

Havendo excesso de reagente, haverá sobra deste. Por exemplo, se na reação (I) fossem colocados 100g de etano para reagir com 224g de oxigênio restariam 40g de etano após o término da reação.
Neste caso os 224g de oxigênio seriam a massa de reagente limitante.

Fonte: http://guiadoestudante.abril.com.br/estudar/quimica/estequiometria-677411.shtml

Balanceamento de Equações Químicas

 

A estequiometria  de uma reação química é de suma importância por informar o reagente limitante, a massa e volume (no caso de gases) finais dos produtos, a quantidade de reagentes que deve ser adicionada para que determinada quantidade de produto seja obtido, dentre outros dados. Portanto, o balanceamento de equações químicas deve ser feita sempre que se deseja retirar alguma informação acerca de uma reação fornecida.

Para que o balanceamento de reações químicas seja feito de maneira correta, deve-se atentar para os seguintes princípios:

1)      Lei de conservação de massa: Essa lei indica que a soma das massas de todos os reagentes deve ser sempre igual à soma das massas de todos os produtos (princípio de Lavoisier).

2)      Lei das proporções definidas: Os produtos de uma reação são dotados de uma relação proporcional de massa com os reagentes. Assim, se 12g de carbono reagem com 36g de oxigênio para formar 48g de dióxido de carbono, 6g de carbono reagem com 18g de oxigênio para formar 24g de dióxido de carbono.

3)      Proporção atômica: De maneira análoga à lei das proporções definidas, os coeficientes estequiométricos devem satisfazer as atomicidades das moléculas  de ambos os lados da equação. Portanto, são necessárias 3 moléculas de oxigênio (O₂) para formar 2 moléculas de ozônio (O₃).

Deve-se lembrar que, de acordo com a IUPAC, os coeficientes estequiométricos devem ser os menores valores inteiros possíveis.

Métodos de Balanceamento

MÉTODO DAS TENTATIVAS

Como o nome já sugere, consiste na escolha de números arbitrários de coeficientes estequiométricos. Assim, apesar de mais simples, pode se tornar a forma mais trabalhosa de balancear uma equação.

MÉTODO ALGÉBRICO

Utiliza-se de um conjunto de equações, onde as variáveis são os coeficientes estequiométricos. Sendo que, essas equações podem ser solucionadas por substituição, escalonamento ou por matrizes (através de determinantes).

Exemplo: NH₄NO₃ → N₂O + H₂O

Passo 1: Identificar os coeficientes.

aNH₄NO₃ → bN₂O + cH₂O

Passo 2: Igualar as atomicidades de cada elemento respeitando a regra da proporção atômica. Assim, deve-se multiplicar a atomicidade de cada elemento da molécula pelo coeficiente estequiométrico identificado anteriormente.

Para o nitrogênio: 2a = 2b (pois existem 2 átomos de N na molécula NH₄NO₃)

Para o hidrogênio: 4a = 2c

Para o oxigênio: 3a = b + c

Ou seja, o número de átomos de cada elemento deve ser igual no lado dos reagentes e no lado dos produtos.

Passo 3: Resolver o sistema de equações

Se 2a = 2b, tem-se que a = b.

Se 4a = 2c, tem-se que 2a = c.

Portanto, atribuindo-se o valor arbitrário 2 para o coeficiente a, tem-se:

a = 2, b = 2, c = 4.

Mas, como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis:

a = 1, b = 1, c = 2.

Passo 4: Substituir os valores obtidos na equação original

1NH₄NO₃ → 1N₂O + 2H₂O, ou simplesmente, NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

MÉTODO REDOX

Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos de modo a igualar o número de elétrons cedidos com o número de elétrons ganhos. Se no final do balanceamento redox faltar compostos a serem balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas e completar com os coeficientes restantes.

Exemplo: Fe₃O₄ + CO → FeO + CO₂

Passo 1: Identificar os átomos que sofrem oxirredução e calcular as variações dos respectivos números de oxidação.

Sabendo-se que o Nox do oxigênio é -2 para todos os compostos envolvidos. O Nox do Ferro varia de +8/3 para +2. E, o Nox do carbono de +2 para +4.

Portanto, o ferro se reduz e o carbono se oxida.

ΔFe = 8/3 – 2 = 2/3 (variação de Nox do ferro)

ΔC = 4 – 2 = 2 (variação de Nox do carbono)

Passo 2: Multiplicar a variação de Nox pela respectiva atomicidade no lado dos reagentes e atribuir o valor obtido como o coeficiente estequiométrico da espécie que sofreu processo reverso. Assim, o número obtido pela multiplicação da variação de Nox do ferro pela sua atomicidade deve ser atribuído como o coeficiente estequiométrico da molécula de CO.

Para o ferro: 2/3 . 3 = 2

Para o carbono: 2 . 1 = 2

Portanto, o coeficiente do Fe₃O₄ é igual a 2, e o coeficiente do CO também.

2Fe₃O₄ + 2CO → FeO + CO₂

Simplificando-se os coeficientes para os menores valores inteiros possíveis, tem-se:

Fe₃O₄ + CO → FeO + CO₂

Passo 3: Acrescentar os coeficientes restantes

Para completar o balanceamento, pode-se realizar o mesmo procedimento utilizado no lado dos reagentes (multiplicando a variação de Nox pela atomicidade do elemento na molécula) ou realizar o método de tentativas.

A primeira opção é a mais viável, embora para equações mais simples (como a indicada como exemplo) possa ser utilizado o segundo método. O fato é que ambos os métodos devem levar à mesma resposta final.

Como a atomicidade do carbono no CO₂ é igual a 1, multiplicando-se pela variação do Nox 2, obtém-se o coeficiente 2 para o FeO. Do mesmo modo, sendo a variação de Nox do ferro igual a 2/3, multiplicando-se pela atomicidade 1 na molécula de FeO, obtém-se o coeficiente 2/3 para o CO₂.

Agora, basta balancear o lado dos produtos:

Fe₃O₄ + CO → 2FeO + 2/3CO₂

Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis, deve-se multiplicar a equação por 3/2 a fim de retirar o coeficiente fracionário do CO₂:

Fe₃O₄ + CO → 3FeO + CO₂

MÉTODO ÍON-ELÉTRON

Baseia-se na divisão da reação global de oxirredução em duas semi-equações. Sendo que, para a semi-equação de redução deve-se acrescentar os elétrons no lado dos reagentes e o ânion no lado dos produtos. De forma análoga, para a semi-equação de oxidação, deve-se adicionar os elétrons no lado dos produtos junto à espécie oxidada, enquanto que no lado de reagentes deve estar a espécie mais reduzida.

Exemplo: CuSO₄ + Ni → NiSO₄ + Cu

Passo 1: Identificar as espécies que sofrem oxidação e redução

No composto CuSO₄, o cobre possui Nox +2 e transforma-se em cobre puro com Nox 0. Assim como, o Níquel puro passa do estado 0 para o estado de oxidação +2. Portanto, o cobre 2+ sofre redução e o níquel oxidação.

Passo 2: Escrever as semi-equações

Cu²⁺ + 2e → Cu

Ni → Ni²⁺ + 2e

Passo 3: Somar as semi-equações de modo a balanceá-las e cancelar os elétrons cedidos com os ganhos

Cu²⁺ + Ni → Ni²⁺ + Cu, ou simplesmente, CuSO₄ + Ni → NiSO₄ + Cu

Caso a quantidade de elétrons cedidos e ganhos não fosse igual, as duas semi-equações deveriam ser multiplicadas por números inteiros de modo a equilibrar as cargas.

Se a equação inicial possuir íons H+ em um dos lados ou átomos de oxigênio, também em um dos lados, deve-se balancear a primeira espécie com moléculas de hidrogênio e a segunda com moléculas de água.

Fonte:http://www.infoescola.com/quimica/balanceamento-de-equacoes-quimicas/